Chemistry">
3 - QUI5217 - C7 - APUNTEACADEMICO Química
3 - QUI5217 - C7 - APUNTEACADEMICO Química
3 - QUI5217 - C7 - APUNTEACADEMICO Química
El apunte que tiene en sus manos es material de apoyo para su estudio, ya que tiene
como propósito guiarle en la comprensión y profundización de los contenidos de
Preparación de soluciones. En este apunte conocerás conceptos básicos, cálculos de
unidades de concentración y procedimiento experimental en la preparación de
soluciones.
I. Resultados de aprendizaje
Disolución.
Las disoluciones más frecuentes son las líquidas las cuales se clasifican en gas-
líquida, sólido-líquida y líquida-líquida. Ejemplos representativos de algunos de los
tipos de disoluciones se presentan en la siguiente tabla.
TIPOS DE DISOLUCIONES
Soda, bebidas
Líquida Gas Líquida CO2 en agua
carbonatadas
Las disoluciones y mezclas forman parte de nuestra vida cotidiana (bebidas, café,
enjuagues bucales, pinturas, etc.). El suero es una disolución de cloruro de sodio y
agua, y en un sistema hospitalario la cantidad de ambas sustancias debe ser lo más
rigurosa posible, ya que de lo contrario se puede causar la muerte a un paciente.
Unidades de concentración.
𝑐𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛 =
𝑐𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
Según sea las unidades que se utilicen para representar la relación (𝑐𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑
𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜⁄𝑐𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛), es la unidad de concentración que se obtendrá.
Molaridad (M): Se define como el número de moles de soluto por cada litro de
disolución y la expresión matemática que la representa es:
𝑛 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑀= (1)
𝑉(𝐿)𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
Una vez teniendo los moles se reemplaza en la fórmula de molaridad. Pero antes se
debe transformar el volumen de mL a L, considerando que 1L → 1000 mL.
𝑛 = 𝑀 𝑥 𝑉(𝐿) (3)
𝑔
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑔) = 𝑀(𝑚𝑜𝑙⁄𝐿) 𝑥 𝑉(𝐿) 𝑥 𝑀𝑀(𝑔⁄𝑚𝑜𝑙) = 0,85𝑀 𝑥 0,5𝐿 𝑥 84 = 35,7 𝑔 𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3
𝑚𝑜𝑙
Para transformar la concentración molar (M) en milimolar (mM), se debe realizar una
regla de tres, utilizando la siguiente equivalencia: 1 M → 1000 mM.
1 M → 1000 mM
0,00042 M → x mM
0,00042𝑀 𝑥 1000𝑚𝑀
𝑚𝑀 = = 0,42 𝑚𝑀
1𝑀
%masa/masa (%m/m): Se define como la masa en gramos de soluto por cada 100
gramos de disolución, la expresión matemática que lo representa es:
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 = 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 + 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 = 90,5𝑔 + 350 𝑔 = 440,5 𝑔 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
Recodar que:
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 = 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 + 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒
Esta concentración se utiliza para disoluciones muy diluidas y según el estado físico
en la que se presente la disolución, líquida o sólida son las unidades a utilizar.
Si la disolución es líquida:
Ejemplo: Una muestra de agua contiene 4,5 mg de iones cloruros 𝐶𝑙− en 725 mL de
disolución. Calcule las ppm de iones cloruro en la muestra.
1 L → 1000 mL
xL → 725 mL
1𝐿 𝑥 725 𝑚𝐿
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 (𝐿) = = 0,725 𝐿
1000 𝑚𝐿
4,5 𝑚𝑔
𝑝𝑝𝑚 𝐶𝑙− = = 6,207 𝑝𝑝𝑚
0,725 𝐿
6,207 ppm significa que hay 6,207 mg de iones cloruro en 1 L de disolución.
Si la disolución es sólida:
Cantidad de soluto: 35 mg
Masa de disolución: 550 g
1 kg → 1000 g
x kg → 550 g
1 𝑘𝑔 𝑥 550 𝑔
𝑚𝑎𝑠𝑎 (𝑘𝑔) = = 0,55 𝑘𝑔
1000 𝑔
35 𝑚𝑔
𝑝𝑝𝑚 𝑃𝑏 = = 63,64 𝑝𝑝𝑚
0,55 𝑘𝑔
72 𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻
% 𝑚⁄𝑣 = 𝑥100% = 9,6%𝑚/𝑣
750 𝑚𝐿 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
9,6%m/v significa que hay 9,6 gramos de soluto en 100 mL de disolución.
Ejemplo: Calcular el %v/v de una disolución de etanol (CH3CH2OH) que contiene 150
mL CH3CH2OH en 500 mL de disolución.
150 𝑚𝐿
% 𝑣⁄𝑣 = 𝑥100% = 30%𝑣/𝑣
500 𝑚𝐿
1 L → 1000 mL
xL → 750 mL
1𝐿 𝑥 750 𝑚𝐿
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 (𝐿) = = 0,750 𝐿
1000 𝑚𝐿
72 𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻
𝑔/𝐿 = 96 𝑔/𝐿
0,75 𝐿 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
(𝑔/𝐿)
𝑀=
𝑀. 𝑀( 𝑔/𝑚𝑜𝑙)
Dilución.
En esta figura la solución Madre o más concentrada tiene una concentración inicial de
10 M, de esta disolución se toma 1,0 ml y se le agregan 9 ml de agua destilada, la
concentración baja a 1 M, si de esta solución se toma 1 mL y se diluye agregando 9
ml de agua destilada la nueva concentración baja a 0,1 M y así sucesivamente.
Observa como varía el color de la solución inicial y la final, esto se debe a que baja la
concentración de la solución. Pero ¿Cómo se calcula la concentración en cada
dilución?
Para esto se dispone de una expresión matemática que nos permite calcular el valor
de la concentración de la nueva disolución (disolución diluida):
𝐶1𝑥 𝑉1 = 𝐶2𝑥 𝑉2
Reemplazando y despejando:
𝐶1𝑥 𝑉1 = 𝐶2𝑥 𝑉2
5,0 𝑀 𝑥 35 𝑚𝐿
𝐶2 = = 0,88 𝑀 (𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟)
200 𝑚𝐿
Como se pudo ver en este apunte, una disolución estará constituida principalmente de
dos componentes, el soluto y el solvente, siendo el soluto disuelto por el solvente. El
estado físico de la solución dependerá del componente que está en mayor cantidad,o
sea del solvente. En la vida cotidiana, nos encontramos con una serie de disoluciones,
desde el aíre que respiramos, algunos fármacos, aleaciones metálicas, en la cocina
(agua con azúcar, sal con agua, el cloro comercial, el agua mineral, bebidas
carbonatadas), desinfectantes, etc.
Por otra parte, la dilución es un proceso que se realiza para disminuir la concentración
de la muestra completando con volumen de agua. Los moles de la solución
concentrada y diluida son iguales. Este proceso es muy utilizado en el área industrial,
como en la vida cotidiana.
Para preparar una solución sólido-líquida, los principales cuidados que debes recordar
a la hora de trabajar en el laboratorio son:
_ Para terminar de enrasar el volumen total del matraz de aforo, se debe realizar
agregando agua destilada con la ayuda de un gotario o pipeta Pasteur para no pasarse
del aforo. Completar este proceso sobre un mesón alto o estante, ya que se debe
llevar la línea de aforo del matraz a la altura de los ojos para evitar error de paralaje
(medición de volúmenes, ángulo adecuado).
Para preparar una solución líquido-líquido, primero que todo se debe conocer la
naturaleza de ambas sustancias líquidas, ya que si se utiliza un ácido por ejemplo es
necesario, saber que, para disolver un ácido en agua, el ácido debe agregarse sobre
una cantidad de agua, para evitar una reacción violenta y exotérmica. Otro punto
importante es que, si uno de los componentes es volátil y libera gases, es necesario
trabajar bajo campana extractora.
Bibliografía:
1. Brown, T.; LeMay, H.; Bursten, B.; Burdge, J. (2004). Química. La Ciencia Central.
9ª Edición. México D.F.: Pearson Educación. pp.134-137.
3. Rosenberg, J.; Epstein, L.; Krieger, P. (2009). Química, Serie Schaum. 9ª Edición.
México D.F.: McGraw-Hill. pp.197-200.